高二水的电离和溶液酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性知识点总结
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。
只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在,注意不是大量共存。
（1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡：H 2O+H 2O H 3O + ＋ OH – 简写为H 2O H + ＋ OH –(2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH –（3）发生电离的水分子所占比例很小根据水的电离平衡,写出相应的平衡常数表达式应有K 电离＝ 室温时,1L 纯水中（即55。
56mol/L)测得只有1×10-7molH 2O 发生电离,电离前后H 2O的物质的量几乎不变，故c (H 2O ）可视为常数，上式可表示为：c （H +)·c （OH –）＝K 电离·c (H 2O ）K 电离与常数c （H 2O ）的积叫做水的离子积常数,用K W 表示2．水的离子积一定温度下,无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +）·c (OH –） =1×10—14水的电离是个吸热过程,故温度升高，水的K W 增大.同样K W 只与温度有关.归纳：①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量.K 值越大，电离趋势越大.②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。
③电离常数随温度升高而增大。
室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略 ④水的离子积不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐稀溶液⑤任何溶液中由水电离的c (H +）与c (OH –)总是相等的3．影响水的电离平衡的因素:温度、酸、碱、水解盐等。
二、溶液的酸碱性和pHc (H +)·c (OH -) c (H 2O)1．常温pH=7(中性）pH＜7 （酸性）pH＞7（碱性）2．pH测定方法：pH试纸、酸碱指示剂、pH计3．溶液pH的计算方法（1)酸溶液: n （H+)→c（H+)→pH（2)碱溶液:n（OH–)→c(OH–)→c（H+）=1×10-14/ c（OH–）→pH（3）酸碱混合：pH=7 ：n （H+）= n（OH–)pH＞7 ：n （H+）＜n（OH–），c(OH–)= n（OH–）- n (H+）/V混合液→c(H+) →pH pH＜7；n (H+)＞n（OH–),c(H+）= n （H+)- n（OH–) /V混合液→pH4．特例。
第二节 第一课时(水的电离和溶液的酸碱性)
水的电离（第一课时）1、课前复习:2、弱电解质有那些？3、弱电解质电离方程式的书写？（以醋酸、NH3·H2O、H2O为例）影响电离平衡的因素有哪些？4.pH=新课探究:一、水的电离1.水是电解质, 请写出水的电离方程式: 。
2.在25℃时,1L水的物质的量约为 mol,实验测得: 在室温下1L水中只有1×10－7mol水电离。
故25℃时纯水中 c(H＋)= , c(OH－)=在100℃时,1L水的物质的量约为 mol,实验测得：在100℃下1L水中只有1×10－6mol 水电离。
故100℃时纯水中 c(H＋)= , c(OH－)=3、水的电离平衡常数的表达式:二、水的离子积常数1.水的离子积的定义:2、水的离子积的表示式为:表3.2—1 不同温度下水的离子积常数的离子积常数为: 。
在95℃纯水中的c（H+）=1.0×10-6mol/L, 则此时溶液中c（OH-）为；此温度下水的离子积常数为: , 判断t℃比95℃那个温度高:例2: 下列关于水的离子积常数的叙述中, 正确的是（）A．因为水的离子积常数的表达式是Kw＝c(H＋)·c(OH－), 所以Kw随溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化而变化B. 水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量C．水的离子积常数仅仅是温度的函数, 随着温度的变化而变化D. 水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量二、影响水电离平衡的因素1.温度:2.加酸加碱:3:加盐:(1)加氯化钠固体:（2）加硫酸氢钠（3）加醋酸钠例3: 填表实例H2O OH-+H+条件改变平衡移动方向电离程度变化溶液中离子总浓度变化H2O电离出C（H+）变化K w变化升高温度加HCl加NaOH加入NaCl固体加硫酸氢钠固体加醋酸钠固体加钠注意: 1.任何物质的水溶液中都存在水的电离平衡。
2.KW只与有关。
水的电离与溶液的酸碱性
注意：
（1）水的离子积只随温度的改变而改变。 （2）Kw 不仅适用于纯水，也适用于酸碱 盐的稀溶液。 KW =c（H+）·c （OH-）
H2O
H+ + OH－
常温下对纯水进行下列操作：
条件
酸碱性
水的电离平 衡移动方向
c(H+)
c(OH-)
c(H+)c(OH-)浓 度大小关系
Kw
加热
中性
正向 增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大
水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离
H2O + H2O
简写为：H2O
H3O+ + OH－
水合氢离子
H+ + OH－
(水电离出的H＋、OH－浓度相等)
水是极弱的电解质
25℃ 时，1L水中只 有10-7m生ol电H2离O分子发
1、水的离子积常数
H2O
H+ + OH－
c(H+)×c(OH-）
K 电离＝ c(H2O）
K .c(H2O) = c ( H+) .c( OH-) Kw = c ( H+) .c( OH-)
其中常数K与常数c(H2O)的积记为 Kw,称为水的离子积常数，简称水的为 离子积。
常温下（25℃）时， 水电离出来的KW =c（H+）·c（OH-） =1× 10-14
年，这给
【思考与交流】
1.酸性溶液中是否存在OH－？ 碱性溶液中是否存在H＋？为什么？
2.溶液的酸碱性是由什么决定的？
3.溶液中的c(H+)与c(OH-)怎样换算？
溶液中的c(H+) 和c(OH－)
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性◎重难点1.pH的计算2.酸碱稀释的pH的计算3.酸碱混合的pH计算4.酸碱中和滴定实验◎本节知识网络知识点1水的电离平衡水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－：H2O+H23O++OH－通常简写为：H2++OH－，水总是电离出等量的H+和OH-，从实验可知，在25℃时，1 L 纯水中只有1×10－7 mol H2O电离，即纯水中 [H+ ]=[OH-]=1×10-7mol. L-1在酸碱溶液中，+-知识点2水的电离平衡影响因素1、温度对水电离的影响水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的离子积增大。
25℃时，K W= 1×10－14 ；100℃时，K W= 1×10－12。
（水的离子积只随温度的改变而改变）2、外加试剂对水电离的影响水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液。
即任何物质的水溶液中，25℃时，K W= c(H+)·c(OH－) =1×10－143、直接增大[H+]在H2 O ++OH-平衡中，加入(酸或强酸的酸式盐或中强酸的酸式盐),增大[H+]，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w不变，则[OH-]必然会减小。
4、直接增大[OH-]在H2 O H+ +OH-平衡中，加入碱，增大[OH-] ，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w1×10－14，则[H+]必然会减小。
总结：（1）在纯水中分别加入等量的H+和OH-时，能同等程度地抑制水的电离，并使水电离出的[H+ ]和[OH-]均小于10-7mol .L-1。
（2）如果一个溶液中水的电离度小于纯水，即水的电离被抑制，表明既可以是加入酸或某些酸式盐，也可以是加入碱，则该溶液既可以显酸性也可以显碱性。
〖例1〗常温的某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列各组离子肯定能共存的是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl- S2- Na+K+C、SO32-NH4+ K+ Mg2+D、Cl- Na+ NO3- SO42-〖变式训练1〗下列说法正确的是( )A 酸溶于水后能促进水的电离，碱溶于水后能抑制水的电离。
第二节水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离
1.水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:
+ +
H2O+H2O
25℃，纯水
H3O++OH－ H＋+OH－)
( H2O
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
平衡常数：K电离＝
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
• 1 L纯水的物质的量是55· 6 mol，经实验测得 250C时，发生电离的水只有1×10-7mol，二 者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。 因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以 视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常 数，用Kw表示，即为水的离子积常数，简称 水的离子积。
水的浓度为常数，所以 KW ＝ c(H+)×c(OH-）
2.水的离子积 在一定温度时： c(H+)×c(OH-)=Kw，叫水的离子积 25℃时，Kw=1×10-14
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 特别提示：此时的c(H+ )和c(OH-)是溶液中的总量。
提问：根据前面所学知识，水的离子积会 受什么外界条件影响？
7.在800℃时，纯水的pH小于7，为什么？
因为水的电离过程是吸热过程，所以升高温 度，平衡右移，使c(H+)=c(OH—)>10—7 mol/L，所 以pH小于7 。
练习 1.下列液体pH＞7的是（A ） A．人体血液 B．蔗糖溶液 C．橙汁 D．胃液 2. 90℃时水的离子积KW＝3.8×10 ，该温度 时纯水的pH （B ） A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定
－13
3.下列溶液一定是碱性的是（ A ） A．溶液中c(OH－)＞c(H＋) B．溶液的pH=7 C．溶液中含有OH－ D．溶液中c(H＋)很小 4.常温下，下列溶液中酸性最弱的是
高中化学 水的电离和溶液的酸碱性
课时38水的电离和溶液的酸碱性知识点一水的电离（一）水的电离平衡【考必备·清单】1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇌H＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。
[名师点拨]任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。
2．水的离子积常数[名师点拨]K W＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。
3．水电离平衡的影响因素(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。
(2)酸、碱：抑制水的电离。
(3)能水解的盐：促进水的电离。
(4)实例(填写下表)：体系变化条件移动方向K W电离程度c(OH－)c(H＋)加酸逆不变减小减小增大加碱逆不变减小增大减小[名师点拨] ①给水加热，水的电离程度增大，c (H ＋)＞10－7 mol ·L －1，pH<7，但水仍显中性。
②酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生c (H ＋)<1×10－7 mol ·L －1而能水解的盐溶液中，水电离产生的c (H ＋)[或c (OH －)]>1×10－7 mol ·L －1。
(二)水电离出的c 水(H ＋)或c 水(OH －)的计算 【考必备·清单】1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较小的数值是水电离出来的。
如下表：2．当促进水的电离时(如盐的水解)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较大的数值是水电离出来的。
如下表：【探题源·规律】[示例] 25 ℃时，在等体积的①pH ＝0的H 2SO 4溶液、②0.05 mol ·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH ＝10的Na 2S 溶液、④pH ＝5的NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( ) A ．1∶10∶1010∶109 B ．1∶5∶(5×109)∶(5×108) C ．1∶20∶1010∶109 D ．1∶10∶104∶109[解析] H 2SO 4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na 2S 与NH 4NO 3促进水的电离。
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1、水的电离:2、外界条件的改变对水的电离的影响：3、水的离子积常数：Kw只与温度相关，与溶液的酸碱性无关。
温度越高，Kw越大。
Kw是水电离平衡时的性质，它不但适用于纯水，也适用于任何酸、碱或盐的稀溶液。
实验测得：25℃的纯水中 C (H+)= C(OH—) =1×10- 7 mol/L所以，25℃时，Kw=1×10-14例题：25℃时1、计算0.1 mol/L 的NaOH溶液中水电离出的H+、OH—的浓度？2、计算0.1 mol/L 的HCl溶液中水电离出的H+、OH—的浓度？结论：向水中加入的C（H+）或C（OH—）相等时，对水的电离平衡的抑制作用相同。
二、溶液的酸碱性和PH值1、溶液的酸碱性：跟H+和OH—浓度的相对大小相关C（H+ ）= c(OH-) ，溶液呈中性； c(H+) > c(OH—) ，溶液呈酸性；c(H+) < c(OH—) ，溶液呈碱性25℃时：中性溶液中，c(H+) = 10-7mol/L 酸性溶液中，c(H+) > 10-7mol/L 碱性溶液中，c(OH—)> 10-7mol/L2、溶液的PH①表示方法：用H+的物质的量浓度的负对数来表示。
②公式：PH= —lg{C(H+)}③溶液的酸碱性跟pH的关系：PH越小酸性越强，PH越大碱性越强。
25℃时：中性溶液，PH=7 酸性溶液，PH<7 碱性溶液，PH>7100℃时：中性溶液，PH = 6 酸性溶液，PH < 6 碱性溶液，PH > 6所以：未注明温度时，PH=7的溶液不一定是中性溶液。
注意：通常，当c(H+)或c(OH—)≥1mol/L的溶液，其酸碱性不用pH表示，而是直接用H+浓度或OH—浓度来表示。
3、溶液PH的计算（均为25℃）①单一溶液的PH计算A、计算0.1 mol/L HCl溶液的PH？B、计算0.1 mol/L NaOH溶液的PH？②溶液稀释后求PHA、PH=1的HCl溶液加水稀释10倍、100倍后的PH？结论：PH=m的强酸加水稀释10n倍，PH=m+n≤7B、PH=13的NaOH溶液加水稀释10倍、100倍后的PH？结论：PH=m的强碱加水稀释10n倍，PH=m-n≥7C、PH=1的HAc溶液加水稀释10倍、100倍后的PH结论：PH=m的弱酸加水稀释10n倍，m<PH<m+nD、PH=13的NH3·H2O溶液加水稀释10倍、100倍后的PH结论：PH=m的弱碱加水稀释10n倍，m-n<PH<m③溶液混合后求PHA、强酸与强酸混合例1、 0.1 mol/L 的HCl溶液与1.9 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、 0.2 mol/L 的HCl溶液与0.9 mol/L 的H2SO4溶液等体积混合，计算混合后的PH？例3、PH=1的HCl溶液与PH=2 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例4、PH=1的HCl溶液与PH=3的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？总结：PH相差≥2的两种强酸等体积混合时，PH（混）=小PH+0.3B、强碱与强碱混合例1、 0.1 mol/L 的NaOH溶液与1.9 mol/L 的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、0.2 mol/L 的NaOH溶液与0.9 mol/L 的Ba(OH)2溶液等体积混合，计算混合后的PH？例3、PH=11的NaOH溶液与PH=12 的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？例4、PH=11的NaOH溶液与PH=13的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？总结：PH相差≥2的两种强碱等体积混合时，PH（混）=大PH-0.3C、强酸与强碱混合例1、 0.1 mol/L 的NaOH溶液与0.12 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、0.12 mol/L 的NaOH溶液与0.1 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？D、强酸与弱碱混合例题：将PH=4的盐酸溶液与PH=10的某碱溶液等体积混和，所得溶液的PH值（）A、=7B、≥7C、≤7D、>7E、弱酸与强碱混合例题：将PH=6的某酸溶液与PH=8的氢氧化钡溶液等体积混和，所得溶液的PH值（）A、=7B、≥7C、≤7D、>74、PH的测定①酸碱指示剂（定性测定）A、成分：一般是有机弱酸或有机弱碱。
高考化学复习：水的电离,溶液的酸碱性
酸碱中和滴定
• (3)“考”指示剂的选择 • ①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞； • ②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成
强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)； • ③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。 • (4)“考”误差分析
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水的电离、溶液的酸碱性
• 试判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
• ①相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合(
)
• ②相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合(
)
• ③相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合(
)
• ④pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(
正
Kw
不变 不变 不变 不变
水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
减小 减小 增大 增大
减小 增大 增大 减小
增大 减小 减小 增大
6
水的电离、溶液的酸碱性
• (4)外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
温度
升温 降温
其他：如加入Na
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水的电离、溶液的酸碱性
出的pH值只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化 性(漂白性)。 • ②pH计测量法。
12
酸碱中和滴定
• 1.“中和滴定”考点归纳 • (1)“考”实验仪器 • 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选
择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。 • (2)“考”操作步骤 • ①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数； • ②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数； • ③计算。
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第二节水的电离和溶液的酸碱性1.在水溶液或熔化状态下能导电的叫电解质，电解质可分为和。
2. 在水溶液中能称为强电解质，和绝大多数盐属于强电解质。
在水溶液中称为弱电解质，弱酸、弱碱属于。
3. 电解质___________导电（如NaCl固体），导电的物质_________是电解质（如Fe、石墨等）。
强电解质溶液的导电能力________强，在溶液的物质的量浓度相同的情况下，强电解质的导电能力与弱电解质溶液的导电能力相比，__________更强。
4. 下列物质是电解质的是（）A. 硫酸溶液B. 醋酸C. 酒精D. 铜5. 下列电离方程式中正确的是（）A. NH3·H2O==NH4++OH－B. NaHCO3== Na++HCO3－C. H2S2H++S2－D. KClO3==K++Cl-+3O2－6. 关于强弱电解质的导电性的正确说法是（）A. 由离子浓度决定B. 没有本质区别C. 强电解质溶液导电能力强，弱电解质溶液导电能力弱；D. 导电性强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电性弱的溶液里自由移动的离子数目多7. 下列关于弱电解质的说法中正确的是A. 弱电解质需要通电才能发生电离B. 磷酸溶液中只存在一种电离平衡H3PO4H++H2PO4－C. H2SO4是共价化合物，所以它是弱电解质；NaOH是离子化合物，所以它是强电解质D. 弱电解质溶液中，既有溶质分子，又有溶质电离出来的离子一、水的电离[思考]水是不是电解质？它能电离吗？写出水的电离方程式.1．水的电离：水是电解质，发生电离，电离过程水的电离平衡常数的表达式为思考：实验测得，在室温下1L H2O（即mol）中只有1×10-7 mol H2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少? 纯水中水的电离度α(H2O)= 。
2．水的离子积水的离子积：K W= 。
注：(1)一定温度时，K W是个常数，K W只与有关，越高K W 越。
25℃时，K W= ，100℃时，K W=10-12。
(2)K W不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
任何水溶液中，由水所电离而生成的C(H+) C(OH-)。
二、溶液的酸碱性和pH1．影响水的电离平衡的因素（1）温度：温度升高，水的电离度，水的电离平衡向方向移动，C(H+)和C(OH-) ，K W。
（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
讨论：改变下列条件水的电离平衡是否移动？向哪个方向移动？水的离子积常数是否改变？是增大还是减小？①升高温度②加入NaCl ③加入NaOH ④加入HCl练习：①在0.01mol/LHCl溶液中, C(OH-)= ，C(H+)= ，由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。
,②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。
③在0.01mol/LNaCl溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。
小结：（1）升高温度，促进水的电离K W增大（2）酸、碱抑制水的电离2．溶液的酸碱性溶液的酸碱性常温（25℃）中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L二、溶液的酸碱性和pH⒈定义：PH= ，广泛pH的范围为0～14。
注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
⒉意义：溶液的酸碱性常温（25℃）中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7课堂检测1．pH=2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则C(H+)或C(OH-)的变化（）A、C(H+)和C(OH-)都减少B、C(H+)增大C、C(OH-)增大D、C(H+)减小2．向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（）A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘积增大C、酸性增强D、OH-离子浓度减小3．100℃时，K W=1×10-12，对纯水的叙述正确的是（）A、pH=6显弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液为中性C、K W是常温时的10-2倍D、温度不变冲稀10倍pH=7pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)1. 常温时，水的离子积为Kw，当温度升高时，水的Kw___________。
2. 溶液呈酸碱性的本质是________________________。
3. 向纯水中加入金属钠时，平衡向___________移动，c（H＋）__________。
4. 某温度下，纯水中的c（H+）=2.0×10-7 mol/L，则此时溶液中的c（OH-）= mol/L。
5. 下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是( )A. 因为水的离子积常数的表达式是K W=c（H+）c（OH-），所以K W随溶液c（H+）与c（OH-）的变化而变化；B. 水的离子积常数K W与水的电离平衡常数K是同一物理量；C.水的离子积常数仅仅与温度有关，随温度的变化而变化；D. 水的离子积常数K W与水的电离平衡常数K是两个没有任何关系的物理量；6. 液氨与水的电离相似，存在着微弱的电离：2NH3≒NH4++NH2-。
对该体系的说法中错误的是( )A. 一定温度下，液氨中c（NH4+）与c（NH2-）的乘积为一常数；B. 液氨的电离达到平衡时，c（NH3）=c（NH2-）=c（NH4+）；C. 只要不加入其他物质，液氨中c（NH4+）总是与c（NH2-）相等；D. 液氨中含有NH3、NH4+和NH2-等微粒。
7. 在6份0.01mol/L氨水中分别加入下列各物质：A．浓氨水B．纯水C．少量K2CO3；D．少量H2SO4；E．少量NaOH固体；F．少量Al2(SO4)3固体；（1）能使c（OH-）减小、c（NH4+）增大的是____ 。
（2）能使c（OH-）增大、c（NH4+）减小的是___ ____。
（3）能使c（OH-）和c（NH4+）都增大的是_____ ____。
（4）能使c（OH-）和c（NH4+）都减小的是____ _____。
一溶液PH的测定方法（1）酸碱指示剂法说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。
（2）ｐＨ试纸法使用方法：（3）PH计法二PH的应用阅读教材P49-50三有关pH的计算（一）单一溶液的PH计算1、分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。
2、已知常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。
（二）酸碱混合溶液的PH计算3、将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
4、将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
5、常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1：1，11：9，9：11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。
（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值6、常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍，求所得溶液的PH值。
思考：若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分别稀释1000倍，则所得溶液的PH值在什么范围之内。
1. 溶液的pH是指用c（H+）的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即为____________________________________2. 溶液的酸性时，c（H+）_________c（OH－）（填“大于”、“小于”或“=”）3. pH的表示意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，___________。
4. 下列物质pH大于7的是（）A. 食醋B. 胃酸C. 桔子D. 海水5. 常温下，0.1mol/L某一元弱碱的电离度为1％，此时该碱溶液的pH为（）A. 3B. 10C. 11D. 136. 用pH试纸测定某无色溶液的pH值时，规范的操作是（）A. 将pH试纸放入溶液中观察其颜色变化，跟标准比色卡比较B. 将溶液倒在pH试纸上，跟标准比色卡比较C. 用干燥的洁净玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，跟标准比色卡比较D. 在试管内放入少量溶液，煮沸，把pH试纸放在管口，观察颜色，跟标准比色卡比较7. pH=13的强碱溶液pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是A. 11:1B. 9:1C. 1:11D. 1:98．求下列溶液混合后的pH：(1) 把pH＝2和pH=4的两种强酸溶液等体积混合，其pH＝。
(2) 把pH＝12和pH＝14的两种强碱溶液等体积混合，其pH= 。
(3) 把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等体积混合，其pH＝。
9．室温时，将PH=5的H2SO4溶液稀释10倍，则C（H+）：C（SO42-）= ；若再将稀释后的溶液再稀释100倍,则C（H+）：C（SO42-）= 。
10．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH为；30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH 为；两溶液混合后，溶液的pH为。
11．设水的电离平衡线如右图所示。
（1）若以A点表示25°度升高到100°时，水的电离平衡状态到B积从_________增加到____________；10-7 10-6 C(H +)（2）将PH=8的Ba(OH)2溶液与PH=5的稀盐酸混合，并保持在100°的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba(OH)2溶液和盐酸的体积比为__________ 。
一 强酸、强碱溶液混合时pH 的计算c （OH －）混［或c （H +）混］=c （H +）混V 酸－c （OH －）混V 碱/V 酸+V 碱，分式上为绝对值二、稀释的简单估算1. 强酸 pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH=a+n2. 弱酸 pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH<a+n3. 强碱 pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH=b-n4. 弱碱 pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH>b-n解读中和滴定一、中和滴定的原理1. 定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法。